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Chapitre 3
Structure de l’atome
A / Modèle de l’atome
Toute substance, vivante ou inerte, est constituée à partir de particules très petites (indivisibles) : les atomes.
Ils sont le plus souvent associés les uns aux autres pour former des assemblages plus ou moins complexes. Ils peuvent former des réseaux cristallins (les métaux) ou des molécules (l’eau).
La connaissance de l’atome et l’étude de sa structure datent du 19ème siècle.
Le britannique Thomson découvrit l’électron et Rutherford mis en évidence la structure lacunaire de l’atome (1897).
Programme de 3ème :
Un atome est constitué d’un noyau et d’électrons qui tournent dans le vide autour de ce dernier.
1 / Le noyau
Le noyau est constitué de protons (chargés positivement) et de neutrons.
Et : proton masse : 1,67.10-27 kg
charge : + 1,6.10-19 C
neutron masse : 1,67.10-27 kg
charge : 0 C
Remarque :
« C » est le symbole du Coulomb (unité de charge électrique).
La charge du proton, notée « e » est appelée la charge élémentaire ; et toute charge électrique s’exprime en un nombre entier de cette charge élémentaire ( q = n.e ).
2 / Les électrons
Les électrons tournent autour du noyau et forment ce qu’on appèle un nuage électronique (ils se déplacent à grande vitesse et à grande distance autour du noyau ; ils n’ont pas de trajectoire bien définie).
Et : électron masse : 9,11.10-31 kg
charge : - 1,6.10-19 C
Remarque :
On remarque que la charge du proton est la même que celle de l’électron en valeur absolue.
La masse du proton (ou du neutron qui est la même) est environ 1836 fois plus grande que celle de l’électron ; on peut donc dire que la masse d’un atome est pratiquement égale à celle de son noyau.
3 / L’atome
On a vu qu’un atome est composé d’un noyau autour duquel tournent des électrons.
Globalement, un atome est neutre, car il possède autant de protons que d’électrons.
Pour caractériser un atome, il faut connaître son nombre de masse ( A ) et son numéro atomique ( Z ).
Remarque :
Les atomes sont représentés par des symboles. En général, la première lettre du nom est écrite en majuscule, et on rajoute parfois une deuxième lettre écrite en minuscule pour éviter les confusions.
a / Le nombre de masse A
Le nombre de masse A représente le nombre de protons et de neutrons du noyau :
A = nb de protons + nb de neutrons
Les protons et les neutrons constituent ce que l’on appèle les nucléons, donc :
A = nombre de nucléons
b / Le numéro atomique Z
Le numéro atomique Z d’un noyau est le nombre de protons que contient ce noyau.
Remarque :
L’atome est électriquement neutre ; il y’a donc autant d’électrons que de protons dans un atome, donc :
Z = nb de protons = nb d’électrons
Remarque :
On détermine le nombre de neutrons en effectuant le calcul suivant : A - Z
c / Notation
Notation : Z X avec : X : symbole de l’élément chimique
Exemple :
………… : le chlore nombre de masse : A = 35 nucléons
numéro atomique : Z = 17 Protons
donc : 17 protons ; 17 électrons ; 18 neutrons
Remarque :
L’ensemble des atomes dont les noyaux possèdent le même couple ( A ; Z ) est appelé nucléide.
4 / Masse d’un atome
La masse d’un atome est essentiellement concentrée dans son noyau car la masse des électrons est négligeable devant celle des nucléons.
Donc :
Masse d’un atome : m = m (nucléons) = A x masse des protons = A x masse des neutrons
Remarque :
L’atome le plus léger (atome d’hydrogène) est 240 fois moins lourd que l’atome le plus lourd (atome d’uranium).
5 / Dimension des atomes
La dimension de l’atome appartient au domaine de l’infiniment petit. Le rayon des atomes est de l’ordre de 100 pm (un Angstrom).
Le rayon de l’atome est 100.000 fois plus gros que celui du noyau (la taille du noyau est négligeable devant celle de l’atome). Entre les électrons et le noyau, il n’y a que le vide.
L’atome a une structure lacunaire.
B / Les isotopes
Deux nucléides sont dits isotopes lorsqu’ils ont le même numéro atomique ( Z ), mais des nombres de masses différents ( A ).
Exemple : isotope du carbone : C
6C ; 6C ; 6C
Remarque :
C’est le numéro atomique Z de l’atome qui est caractéristique de celui-ci (ici 6 (Z = 6) pour le carbone).
C / Les ions
Un atome (ou un groupement d’atomes) peut perdre ou capturer un ou plusieurs électrons. Il n’est donc plus électriquement neutre.
Un anion (ion chargé négativement) résulte de la capture d’un ou plusieurs électrons.
Un cation (ion chargé positivement) résulte de la perte d’un ou plusieurs électrons.
Exemple 1 : l’ion chlorure : Cl-
L’atome de chlore a gagné un électron, donc : 35Cl-
Donc : 17 protons ; 18 neutrons ; 35 nucléons ; 18 électrons.
Exemple 2 : l’ion potassium :K+
L’atome de potassium a perdu un électron, donc : 39K+
Donc : 19 protons ; 20 neutrons ; 39 nucléons ; 18 électrons.
D / Structure du cortège électronique de l’atome
Les Z électrons d’un atome se répartissent en couches électroniques. Chaque couche est caractérisé par une lettre : K, L, M, ….ou un nombre entier positif n (1, 2, 3, ….) appelé nombre quantique principal.
1 / Principe de Pauli
Une couche de nombre quantique n peut contenir au maximum « 2 x n2 » électrons.
Donc :
Remarque :
Si le nombre quantique principal n est égal à 4 (n = 4) : couche électronique : N
nombre d’électrons : 32
2 / Formule électronique
Dans l’état fondamental de l’atome (différent de l’état excité), les électrons occupent les couches électroniques en commençant par celles dont le nombre quantique principal est le plus faible (couches les plus proches du noyau).
Pour caractériser la structure électronique d’un atome, on utilise une formule électronique.
Exemple 1 : l’atome d’aluminium : 27Al donc Z = 13 , donc 13 électrons.
13Al : ( K )2 ( L )8 ( M )3
Exemple 2 : l’atome de potassium : 39K donc Z = ……… , donc ……….. électrons.
19K : ( K )2 ( L )8 ( M )9
Remarque :
Plus un électron est proche du noyau, plus il est stable
Les électrons de la dernière couche (couche externe ou périphérique) sont appelés les électrons de valence.
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